Сероводород (H₂S) представляет собой бесцветный газ c запахом тухлых яиц. По плотности он тяжелее водорода. Сероводород смертельно ядовит для человека и животных. Даже незначительное его содержание в воздухе вызывает головокружение и тошноту, но самым страшным является то, что при длительном его вдыхании этот запах уже не ощущается. Однако при отравлении сероводородом существует простое противоядие: следует завернуть в платок кусок хлорной извести, затем смочить, и какое-то время нюхать этот сверток. Сероводород получают путем взаимодействия серы с водородом при температуре 350 °С:
H₂ + S → H₂S
Это окислительно-восстановительная реакция: в ходе нее изменяются степени окисления участвующих в ней элементов.
В лабораторных условиях сероводород получают воздействием на сульфид железа серной или соляной кислоты:
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S
Это реакция обмена: в ней взаимодействующие вещества обмениваются своими ионами. Данный процесс обычно проводят с помощью аппарата Киппа.
Аппарат Киппа
Свойства сероводорода
При горении сероводорода образуется оксид серы 4 и водяной пар:
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
H₂S горит голубоватым пламенем, а если над ним подержать перевернутый химический стакан, то на его стенках появится прозрачный конденсат (вода).
Однако при незначительном понижении температуры данная реакция проходит несколько иначе: на стенках предварительно охлажденного стакана появится уже желтоватый налет свободной серы:
2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S
На этой реакции основан промышленный способ получения серы.
При поджигании предварительно подготовленной газообразной смеси сероводорода и кислорода происходит взрыв.
Реакция сероводорода и оксида серы(IV) также позволяет получить свободную серу:
2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S
Сероводород растворим в воде, причем три объема этого газа могут раствориться в одном объеме воды, образуя слабую и нестойкую сероводородную кислоту (Н₂S). Эту кислоту также называют сероводородной водой. Как видите, формулы газа-сероводорода и сероводородной кислоты записываются одинаково.
Если к сероводородной кислоте прилить раствор соли свинца, выпадет черный осадок сульфида свинца:
H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃
Это качественная реакция для обнаружения сероводорода. Она же демонстрирует способность сероводородной кислоты вступать в реакции обмена с растворами солей. Таким образом, любая растворимая соль свинца является реактивом на сероводород. Некоторые другие сульфиды металлов также имеют характерную окраску, например: сульфид цинка ZnS - белую, сульфид кадмия CdS - желтую, сульфид меди CuS - черную, сульфид сурьмы Sb₂S₃ - красную.
Кстати, сероводород является нестойким газом и при нагревании практически полностью разлагается на водород и свободную серу:
H₂S → Н₂ + S
Сероводород интенсивно взаимодействует с водными растворами галогенов:
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂SO₄ + 8HCl
Сероводород в природе и жизнедеятельности человека
Сероводород входит в состав вулканических газов, природного газа и газов, сопутствующих месторождениям нефти. Много его и в природных минеральных водах, например, в Черном море он залегает на глубине от 150 метров и ниже.
Сероводород применяют :
- в медицине (лечение сероводородными ваннами и минеральными водами);
- в промышленности (получение серы, серной кислоты и сульфидов);
- в аналитической химии (для осаждения сульфидов тяжелых металлов, которые обычно нерастворимы);
- в органическом синтезе (для получения сернистых аналогов органических спиртов (меркаптанов) и тиофена (серосодержащего ароматического углеводорода). Еще одно из недавно появившихся направлений в науке - сероводородная энергетика. Всерьез изучается получение энергии из залежей сероводорода со дна Черного моря.
Природа окислительно-восстановительных реакций серы и водорода
Реакция образования сероводорода является окислительно-восстановительной:
Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻
Процесс взаимодействия серы с водородом легко объясняется строением их атомов. Водород занимает первое место в периодической системе, следовательно, заряд его атомного ядра равен (+1), а вокруг ядра атома кружится 1 электрон. Водород с легкостью отдает свой электрон атомам других элементов, превращаясь в положительно заряженный ион водорода - протон:
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
Сера находится на шестнадцатой позиции в таблице Менделеева. Значит, заряд ядра ее атома равен (+16), и количество электронов в каждом атоме также 16е⁻. Расположение серы в третьем периоде говорит о том, что ее шестнадцать электронов кружатся вокруг атомного ядра, образуя 3 слоя, на последнем из которых находится 6 валентных электронов. Количество валентных электронов серы соответствует номеру группы VI, в которой она находится в периодической системе.
Итак, сера может отдать все шесть валентных электронов, как в случае образования оксида серы(VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
Кроме того, в результате окисления серы, 4е⁻могут быть отданы ее атомом другому элементу с образованием оксида серы(IV):
S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Сера может отдать также два электрона c образованием хлорида серы(II) :
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
Во всех трех вышеуказанных реакциях сера отдает электроны. Следовательно, она окисляется, но при этом выступает в роли восстановителя для атомов кислорода О и хлора Cl. Однако в случае образования H2S окисление - удел атомов водорода, поскольку именно они теряют электроны, восстанавливая внешний энергетический уровень серы с шести электронов до восьми. В результате этого каждый атом водорода в его молекуле становится протоном:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
а молекула серы, наоборот, восстанавливаясь, превращается в отрицательно заряженный анион (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Таким образом, в химической реакции образования сероводорода окислителем выступает именно сера.
С точки зрения проявления серой различных степеней окисления, интересно и еще одно взаимодействие оксида серы(IV) и сероводорода - реакция получения свободной серы:
2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
Как видно из уравнения реакции, и окислителем, и восстановителем в ней являются ионы серы. Два аниона серы (2-) отдают по два своих электрона атому серы в молекуле оксида серы(II), в результате чего все три атома серы восстанавливаются до свободной серы.
2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - восстановитель, окисляется;
S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - окислитель, восстанавливается.
При нагревании сера реагирует с водородом. Образуется ядовитый газ с резким запахом - сероводород. По-другому называется сернистым водородом, сульфидом водорода, дигидросульфидом.
Строение
Сернистый водород - это бинарное соединение серы и водорода. Формула сероводорода - H 2 S. Строение молекулы аналогично строению молекулы воды. Однако сера образует с водородом не водородную, а ковалентную полярную связь. Это связано с тем, что в отличие от атома кислорода атом серы больше по объёму, имеет меньшую электроотрицательность и меньшую плотность заряда.
Рис. 1. Строение сероводорода.
Получение
Сульфид водорода встречается в природе редко. В небольших концентрациях входит в состав попутных, природных, вулканических газов. Моря и океаны содержат сероводород на больших глубинах. Например, сернистый водород находится на глубине 200 метров в Чёрном море. Кроме того, сероводород выделяется при гниении белков, содержащих серу.
В промышленности получают несколькими способами:
- реакцией кислот с сульфидами:
FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S;
- воздействием воды на сульфид алюминия:
Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 + 3H 2 S;
- сплавлением серы с парафином:
С 18 Н 38 + 18S → 18H 2 S + 18С.
Наиболее чистый газ получается при прямом взаимодействии водорода и серы. Реакция протекает при 600°С.
Физические свойства
Дигидросульфид - бесцветный газ с запахом протухших яиц и сладковатым вкусом. Это ядовитое вещество, опасное в больших концентрациях. Благодаря молекулярному строению в обычных условиях сернистый водород не сжижается.
Общие физические свойства сернистого водорода:
- плохо растворяется в воде;
- проявляет свойства сверхпроводника при температуре -70°С и давлении 150ГПа;
- огнеопасен;
- растворяется в этаноле;
- сжижается при -60,3°С;
- превращается в твёрдое вещество при -85,6°С;
- плавится при -86°С;
- кипит при -60°С;
- разлагается на простые вещества (серу и водород) при 400°С.
При обычных условиях можно приготовить раствор сероводорода (сероводородную воду). Однако сернистый водород не вступает в реакцию с водой. На воздухе раствор быстро окисляется и мутнеет из-за выделения серы. Сероводородная вода проявляет слабые свойства кислоты.
Рис. 2. Сероводородная вода.
Химические свойства
Сернистый водород - мощный восстановитель. Основные химические свойства вещества описаны в таблице.
|
Реакция |
Описание |
Уравнение |
|
С кислородом |
Горит на воздухе голубым пламенем с образованием диоксида серы. При недостатке кислорода образуется сера и вода |
2H 2 S + 4O 2 → 2H 2 O + 2SO 2 ; 2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O |
|
С окислителями |
Окисляется до диоксида серы или серы |
3H 2 S + 4HClO 3 → 3H 2 SO 4 + 4HCl; 2H 2 S + SO 2 → 2H 2 O + 3S; 2H 2 S + H 2 SO 3 → 3S + 3H 2 O |
|
Со щелочами |
При избытке щёлочи образуются средние соли, при отношении 1:1 - кислые |
H 2 S + 2NaOH → Na 2 S + 2H 2 O; H 2 S + NaOH → NaHS + H 2 O |
|
Диссоциации |
Ступенчато диссоциирует в растворе |
H 2 S ⇆ H + + HS – ; HS – ⇆ H + + S 2- |
|
Качественная |
Образование чёрного осадка - сульфида свинца |
H 2 S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2HNO 3 |
Рис. 3. Горение сероводорода.
Сернистый водород - токсичный газ, поэтому его применение ограниченно. Большая часть производимого сероводорода используется в промышленной химии для производства серы, сульфида, серной кислоты.
Что мы узнали?
Из темы урока узнали о строении, получении и свойствах сероводорода или сернистого водорода. Это бесцветный газ с неприятным запахом. Является токсичным веществом. Образует сероводородную воду, не вступая во взаимодействие с водой. В реакциях проявляет свойства восстановителя. Реагирует с кислородом воздуха, сильными окислителями (оксидами, кислородными кислотами), со щелочами. Диссоциирует в растворе в два этапа. Сернистый водород используется в химической промышленности для изготовления производных веществ.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 66.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Сероводородная кислота (сероводород, моносульфан) в обычных условиях представляет собой бесцветный газ.
Термически неустойчив. Плохо растворим в холодной воде. Насыщенный раствор (0,1М) называют «сероводородной водой», который мутнеет при стоянии на воздухе. Проявляет слабые кислотные свойства. В ОВР является сильным восстановителем.
Химическая формула сероводородной кислоты
Химическая формула сероводородной кислоты H 2 S. Она показывает, что в состав данной молекулы входят два атома водорода (Ar = 1 а.е.м.) и один атом серы (Ar = 32 а.е.м.). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу сероводородной кислоты:
Mr(H 2 S) = 2×Ar(H) + Ar(S);
Mr(H 2 S) = 2×1 + 32 = 2 +32 = 34.
Графическая (структурная) формула сероводородной кислоты
Структурная (графическая) формула сероводородной кислоты является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы (рис. 1).
Рис. 1. Строение молекулы сероводорода с указанием валентного угла между связями и длины химических связей.
Ионная формула
Сероводородная кислота является электролитом, т.е. в водном растворе она способна диссоциировать на ионы согласно следующему уравнению:
H 2 S ↔ 2H + + S 2- .
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | Определите молекулярную формулу соединения, содержащего 49,4% калия, 20,2% серы, 30,4% кислорода, если относительная молекулярная масса этого соединения в 3,95 раза больше относительной атомной массы кальция. |
| Решение |
Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (калий), «у» (сера) и «z» (кислород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y:z = ω(K)/Ar(K) : ω(S)/Ar(S) : ω(O)/Ar(O); x:y:z= 49,4/39: 20,2/32: 30,4/16; x:y:z= 1,3: 0,63:1,9 = 2: 1: 3. Значит простейшая формула соединения калия, серы и кислорода будет иметь вид K 2 SO 3 и молярную массу 158 г/моль. Найдем истинную молярную массу этого соединения: M substance = Ar(Ca) × 3,95 = 40 × 3,95 = 158 г/моль. Чтобы найти истинную формулу органического соединения найдем отношение полученных молярных масс: M substance / M(K 2 SO 3) = 158 / 158 = 1. Значит формула соединения калия, серы и кислорода имеет вид K 2 SO 3 . |
| Ответ | K 2 SO 3 |
ПРИМЕР 2
| Задание | В состав вещества входит 32,5% натрия, 22,5% серы и 45% кислорода. Выведите химическую формулу вещества. |
| Решение | Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле:
ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (натрий), «у» (сера) и «z» (кислород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y:z = ω(Na)/Ar(Na) : ω(S)/Ar(S) : ω(O)/Ar(O); x:y:z= 32,5/23: 22,5/32: 45/16; x:y:z= 1,4: 0,7: 2,8 = 2: 1: 4. Значит формула соединения натрия, серы и кислорода будет иметь вид Na 2 SO 4 . Это сульфат натрия. |
| Ответ | Na 2 SO 4 |
Водный раствор H 2 S (формула сероводордной кислоты) называется иначе сероводородной водой или сероводородной кислотой. Это одна из самых слабых минеральных кислот (индикаторы в ней не изменяют свою окраску), диссоциирует в 2 стадии:
H 2 S -- H + + HS - K 1 дисс. ≈ 6 ∙ 10 -8
HS - -- H + + S 2- K 2 дисс. ≈ 1 ∙ 10 -14
Растворы сероводородной кислоты являются разбавленными, их максимальная молярная концентрация при 20 о С и атмосферном давлении не превышает 0,12 моль/л, а степень диссоциации по первой ступени при этом составляет ~ 0,011%.
Сероводородная кислота может реагировать с металлами, стоящими в ряду напряжений до H 2 , проявляя окислительные свойства за счет ионов H + . Но такие реакции при обычных условиях протекают очень медленно из-за малой концентрации ионов H + в растворе и, главным образом, на поверхности металла, т.к. большинство солей сероводородной кислоты нерастворимы в H 2 O. Аналогично H 2 S реагирует и с оксидами металлов, нерастворимыми гидроксидами.
Нерастворимые средние соли сероводородной кислоты (сульфиды) получают взаимодействием серы с металлами или в реакциях обмена между растворами солей:
Na 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + Na 2 SO 4
K 2 S + FeCl 2 = FeS↓ + 2KCl
Растворимые сульфиды образованы щелочными и щелочноземельными металлами. Их можно получить взаимодействием растворов кислоты с металлами или щелочами. При этом в зависимости от молярного соотношения между исходными веществами могут образовываться как кислые (гидросульфиды), так и средние соли.
H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O (при недостатке щелочи)
H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O (в избытке щелочи)
В водных растворах средние соли сильно гидролизуются:
Na 2 S + HOH -- NaHS + NaOH
S 2- + HOH -- HS - + OH -
поэтому их растворы имеют щелочную реакцию.
Сульфиды щелочноземельных металлов в водном растворе по первой стадии гидролизуются почти на 100% и существуют в виде растворимых кислых солей:
2CaS + 2HOH = Ca(HS) 2 + Ca(OH) 2
Сульфиды некоторых металлов (Al 2 S 3 , Fe 2 S 3 , Cr 2 S 3) в H 2 O гидролизуются полностью:
Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3 H 2 S
Большинство сульфидов тяжелых металлов очень плохо растворимы в H 2 O.
Некоторые сульфиды (CuS, HgS, Ag 2 S, PbS) не разлагаются растворами сильных кислот. Поэтому сероводородная кислота может вытеснить сильные кислоты из водных растворов их солей, образованных данными металлами:
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4
HgCl 2 + H 2 S = HgS↓ +2HCl
Сероводородная кислота на воздухе медленно окисляется кислородом с выделением серы:
2H 2 S + О 2 = 2S↓ + 2H 2 O
Поэтому со временем растворы H 2 S при хранении мутнеют.
Благодаря этой реакции, сероводород не накапливается в верхних слоях воды Черного моря, которые содержат много растворенного кислорода.
Сероводородная кислота, как и сероводород, является сильным восстановителем и окисляется теми же окислителями, что и H 2 S, с образованием аналогичных продуктов.
Сульфиды тяжелых металлов имеют различную яркую окраску и применяются для получения минеральных красок, используемых в живописи.
Важным свойством сульфидов является их окисление кислородом при обжиге. Эта реакция используется в металлургии для получения цветных металлов из сульфидных руд:
2CuS + 3O 2 -- 2CuO + 2SO 2
При обжиге сульфидов активных металлов образующиеся SO 2 и оксид металла могут реагировать между собой с образованием солей сернистой кислоты.
Физические свойства
Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит,
растворим в воде (в 1
V
H
2
O
растворяется 3
V
H
2
S
при н.у.);
t
°пл. = -86°
C
;
t
°кип. = -60°С.
Влияние сероводорода на организм:
Сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом количестве быстро наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек перестает ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность сероводорода.
Насчитывается множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были рабочие, на ремонте трубопроводов. Этот газ тяжелее, поэтому он накапливается в ямах, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то просто.
Получение
1) H 2 + S → H 2 S (при t )
2) FeS + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 S
Химические свойства
1) Раствор H 2 S в воде – слабая двухосновная кислота.
Диссоциация происходит в две ступени:
H 2 S → H + + HS - (первая ступень, образуется гидросульфид - ион)
HS - → 2 H + + S 2- (вторая ступень)
Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):
Na 2 S – сульфид натрия;
CaS – сульфид кальция;
NaHS – гидросульфид натрия;
Ca ( HS ) 2 – гидросульфид кальция.
2) Взаимодействует с основаниями:
H 2 S + 2 NaOH (избыток) → Na 2 S + 2 H 2 O
H 2 S (избыток) + NaOH → Na Н S + H 2 O
3) H 2 S проявляет очень сильные восстановительные свойства:
H 2 S -2 + Br 2 → S 0 + 2HBr
H 2 S -2 + 2FeCl 3 → 2FeCl 2 + S 0 + 2HCl
H 2 S -2 + 4Cl 2 + 4H 2 O →H 2 S +6 O 4 + 8HCl
3H 2 S -2 + 8HNO 3 (конц) →3H 2 S +6 O 4 + 8NO + 4H 2 O
H 2 S -2 + H 2 S +6 O 4 (конц) →S 0 + S +4 O 2 + 2H 2 O
(при нагревании реакция идет по - иному:
H 2 S -2 + 3H 2 S +6 O 4 (конц) → 4S +4 O 2 + 4H 2 O
4) Сероводород окисляется:
при недостатке O 2
2 H 2 S -2 + O 2 → 2 S 0 + 2 H 2 O
при избытке O 2
2H 2 S -2 + 3O 2 → 2S +4 O 2 + 2H 2 O
5) Серебро при контакте с сероводородом чернеет:
4 Ag + 2 H 2 S + O 2 → 2 Ag 2 S ↓ + 2 H 2 O
Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы.
6) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS :
H 2 S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2HNO 3
Na 2 S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2NaNO 3
Pb 2+ + S 2- → PbS ↓
Загрязнение атмосферы вызывает почернение поверхности картин, написанных масляными красками, в состав которых входят свинцовые белила. Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS . Свинцовые белила – это пигмент, представляющий собой карбонат свинца ( II ). Он реагирует с сероводородом, содержащимся в загрязнённой атмосфере, образуя сульфид свинца ( II ), соединение чёрного цвета:
PbCO 3 + H 2 S = PbS ↓ + CO 2 + H 2 O
При обработке сульфида свинца ( II ) пероксидом водорода происходит реакция:
PbS + 4 H 2 O 2 = PbSO 4 + 4 H 2 O ,
при этом образуется сульфат свинца ( II ), соединение белого цвета.
Таким образом реставрируют почерневшие масляные картины.
7) Реставрация:
PbS + 4 H 2 O 2 → PbSO 4 (белый) + 4 H 2 O
Сульфиды
Получение сульфидов
1) Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:
Hg + S → HgS
2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:
H 2 S + 2 KOH → K 2 S + 2 H 2 O
3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:
CdCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CdS↓
Pb(NO 3) 2 + Na 2 S → 2NaNO 3 + PbS↓
ZnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + ZnS↓
MnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + MnS↓
2SbCl 3 + 3Na 2 S → 6NaCl + Sb 2 S 3 ↓
SnCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + SnS↓
Химические свойства сульфидов
1) Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:
K 2 S + H 2 O → KHS + KOH
S 2- + H 2 O → HS - + OH -
2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:
ZnS + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 S
3)Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO 3 :
FeS 2 + 8HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 5NO + 2H 2 O
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
Задание №1Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Cu → CuS → H 2 S → SO 2
Задание №2
Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций полного и неполного сгорания сероводорода. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции, а так же процессы окисления и восстановления.
Задание №3
Запишите уравнение химической реакции сероводорода с раствором нитрата свинца (II) в молекулярном, полном и кратком ионном виде. Отметьте признаки этой реакции, является ли реакция обратимой?
Задание №4
Задание №5
Определите объём сероводорода (н.у.), образовавшегося при взаимодействии
соляной кислоты с 25% - ым раствором сульфида железа (II) массой 2 кг?
